3-EQUILIBRIO-convertido (1)

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EQUILIBRIO QUÍMICO
Química Inorgánica
Facultad de Ciencias Naturales
Universidad Nacional de Salta 
a A+ b B→ c C+ d D
En una reacción química, cuando los reactivos se mezclan y reaccionan, la
totalidad de los reactivos no se convierten en los productos.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Reacciones reversibles
Son reacciones químicas en las cuales los reactivos generan productos (Reacción 
directa), y losproductos vuelven a generar los reactivos (Reacción inversa).
Cadauna de estas reacciones ocurre a una determinada velocidad, denominadas
velocidad de la reaccióndirecta (vd) y velocidad de la reacción inversa(vi)
a A+ b B c C + d D
a A+ b B c C + d D
R. directa
R. inversa
Después de un tiempo, las reacciones opuestas, pueden alcanzar iguales
velocidades de reacción, creando un equilibrio dinámico en el que la relación
entre los reactivos y productos será fija.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Para que exista equilibrio químico:
• Concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen
(reactivos o productos) se mantienen constantes
• Vd = Vi
• ΔG=0 (es decir no hay trabajo útil)
• Se trabaja en un sistema cerrado a T= cte y P=cte.
EQUILIBRIO QUÍMICO
a A+ b B c C + d D
R. directa
R. inversa
V𝒹= k𝒹 . [A]a . [B]b
V𝒾= k𝒾 . [C]c . [D]d
Suponiendo que las reacciones directa e inversa son reacciones elementales,
entonces:
Recordando que el equilibrio: V𝒹 = V𝒾
k𝒹 : cte específica de velocidad de la reacción directa
k𝒾 : cte específica de velocidad de la reacción inversa
k𝒹 . [A]a . [B]b = k𝒾 . [C]c . [D]d
k𝒹 [C]c . [D]d
k𝒾 [A]a . [B]b 
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)
La Keq será definida como:
  
   ba
dc
eq
BA
DC
K =
o En donde es la actividad termodinámica de la sustancia A y
así sucesivamente.
o Para el equilibrio en una solución la actividad es la concentración
de las sustancias que participan en la reacción; la Keq se simboliza
Kc.
 A
EQUILIBRIO QUÍMICO
a A+ b B c C + d D
Equilibrio homogéneo: Cuando todas
las sustancias (reactivos y productos) se
encuentran en el mismo estado de
agregación.
N2 (g)+ 3H2(g) 2NH3(g)
I2(g)+ H2(g) 2HI(g)
EQUILIBRIO
QUÍMICO Equilibrio heterogéneo : Cuando
las sustancias intervinientes
presentan distintos estados de
agregación .
C(s) + O2(g) CO2(g)
2 HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)
EQUILIBRIO QUÍMICO
CLASIFICACION SEGÚN EL ESTADO DE AGREGACION 
(pC)c (pD)d
Kp = 
(pA)a (pB)b
Para una reacción :
aA (g) + b B(g) cC(g) + dD (g)
[C ]c[ D]d 
Kc =
[A ]a [B ]b
EQUILIBRIO QUÍMICO
( xC)c (xD)d
Kx=
(xA)a (xB)b
Constantes de equilibrio en términos de concentración molar, en términos de 
presiones parciales o en términos de fracciones molares.
Kp=Kx (PT)
Δn
Kp = Kc (RT)Δn
Kx=
Kc (RT)Δn
(PT)
Δn 
RELACIÓN ENTRE LAS EXPRESIONES DE LAS DISTINTAS CONSTANTES
EQUILIBRIO QUÍMICO
Kc : Constante de equilibrio en términos de concentraciones molares
Kp: Constante de equilibrio en términos de presiones parciales
Kx : Constante de equilibrio en términos de fracciones molares
Δn = coeficientes estequiometricos productos GASEOSOS – coeficientes
estequiometricos reactivos GASEOSOS
Todas estas ecuaciones se deducen a partir de la 
ecuación general de los gases ideales : PV = n RT
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
( pC) c (pD) d
Kp=
(pA) a(pB) b
EQUILIBRIO QUÍMICO
pA= nA RT/V nA/V= [ A]
p A=[A] RT; pB=[B] RT ; pC=[C] RT ;pD=[D] RT
[ C] c (RT) c [D ]d (RT)d
Kp =
[A] a (RT) a [B] b (RT) b
[C]c[D] d
K p = . (RT) c+d/a+b
[A]a [B] b
EQUILIBRIO QUÍMICO
Kp= Kc (RT)Δn
pA=XA
. PT Kp= Kx.(PT)
Δn
❑Tarea para ustedes: 
Deducir Kx
EQUILIBRIO QUÍMICO
➢ Los valores numéricos de Kc o Kp, solo se modifican si 
cambia la temperatura
➢ A mayor valor de Kc o Kp de una reacción química, 
mayor tendencia a generar productos
➢ El valor de Kc o Kp, de la reacción inversa es la inversa 
matemática de las constantes de equilibrio de la 
reacción directa
EQUILIBRIO QUÍMICO
Consideraciones de las constantes de equilibrio (Kc yKp)
EQUILIBRIO QUÍMICO
COCIENTE DE REACCIÓN O COCIENTE DE ACCIÓN DE MASAS
a A (g) + bB (g) c C (g) +d D (g)
[C ]c[ D]d 
Q
[A ]a [B ]b
➢ Este cociente se aplica en cualquier momento en que se está
produciendo la reacción.
➢ QC porque es en términos de concentración[ Mol/L], también en
términos de presiones Qp, P= atm, mmHg Kpa, Torr
EQUILIBRIO QUÍMICO
COMPARACIÓN DEL COCIENTE DE REACCIÓN CON LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
➢ Si𝑸𝒄 = 𝑲𝒄, entonces el sistema está en equilibrio
➢ Si 𝑸𝒄 < 𝑲𝒄, el sistema evolucionará hacia la derecha, es
decir, aumentarán las concentraciones de los productos y
disminuirán las concentraciones de los reactivos hasta que 𝑸𝒄
se iguale con𝑲𝒄.
➢ Si 𝑸𝒄 > 𝑲𝒄, el sistema evolucionará hacia la izquierda, es
decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y
disminuirán las de los productos hasta que 𝑸𝒄 se iguale con
𝑲𝒄.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Postulado por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), establece que:
EQUILIBRIO QUÍMICO
Principio de Le Châtelier
“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un
cambio de temperatura, presión o concentración de
uno de sus componentes, el sistema desplazará su
posición de equilibrio de modo que contrarreste el
efecto de la perturbación”.
¿Como se puede modificar
una reacción química en 
equilibrio ?
EQUILIBRIO QUÍMICO
Variando el número de moles es decir la concentración
de una o más especies químicas que intervienen en el 
equilibrio.
QC > KC ; Qc < Kc
Modificación del volumen: aumentando la Presión
externa → menor volumen
➢ A mayor V va hacia donde hay un mayor número de 
moles gaseosos estequiometrico,
➢ A menor V hacia donde hay menor número de moles 
gaseosos
EQUILIBRIO QUÍMICO
Principio de Le Châtelier
Modificando la temperatura:
Las constantes de equilibrio son funciones de la
temperatura, por lo tanto a distinta temperatura para
una misma reacción tendremos constantes diferentes
según:
Un aumento de temperatura favorece las reacciones
endotermícas, una disminución de la tempertura
favorece las reacciones exotérmicas.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Principio de Le Châtelier
Perturbaciones
Efectos
En el equilibrio
En la 
constante
Aumento de la concentración de reactivos
→ K =
Aumento de la concentración de productos ← K =
Disminución de la concentración de reactivos 
←
K =
Disminución de la concentración de productos → K =
Aumento de la presión ( o dism. del volumen)
Hacia donde hay menor nº 
de moles gaseosos 
K =
Disminución de la presión ( o aumento del volumen)
Hacia donde hay mayor nº 
de moles gaseosos 
K =
Aumento de la temperatura ( proceso exotérmico)
← K < 
Aumento de la temperatura ( Proceso endotérmico)
→
K >
Disminución de la temperatura
( proceso exotérmico)
→
K > 
Disminución de la temperatura
( Proceso endotérmico)
← K < 
Sistemas cerrados y a T=cte
A(s) C(g) + D(g)
[ C] [D]
Kc=
[ A] 
➢ nA= mA/MA
➢ [A ] = nA/.VA ; mA/VA = Densidad
➢ [A ] = mA/MA. VA
EQUILIBRIO QUÍMICO
[A] =cte
Kc =[ C ] [D] ; Kp= pC x pD (los sólidos tiene presión de vapor 
baja)
2HgO(s) 2 Hg (l) + O2 (g) 1 
Kc=[O2] Kp= pO2
EQUILIBRIO QUÍMICO
HgO(s) Hg(l) + 1/2O2 (g) 2 
Kc= [ O2] 
½ 
Ley de equilibrios múltiples:
Kc 1 = Kc2 o si se invierte la ecuación:
2Hg (l) + O2(g) 2HgO (s) 3 
Kc3= 1/[ O2] ; Kc1=1/Kc3
EQUILIBRIO QUÍMICO
EJERCICIOS DE APLICACION
1) En un recipiente rígido de 10 L, que se encuentra a 300 K, ocurre la siguiente reacción gaseosa: 
CO (g) + H2O(g) CO2g) + H2 (g) H  0
En el equilibrio coexisten: 2,5 moles de CO2 , 2,5 moles de H2, 1·10 
−2 moles de CO y 1·10 –2
moles de H
20.
•Calcular Kc : 
•Dar el valor de Kp : 
2) Se estudia la siguiente reacción:
A (s) + B(g) 2 C(g) + 2 D(g)
En un recipiente cerrado de 0,50dm3 se colocan 3,0 moles de B(g), 2,0 moles de A(s) y 2,0
moles de C(g) y se permite que la reacción llegue al equilibrio. Cuando esto sucede se
encuentran presentes 0,60 moles de D(g). Calcular:
•Cuántos moles de B(g) hay en el equilibrio.
•El valor de Kc.
EQUILIBRIO QUÍMICO
EQUILIBRIO HETEROGENEO
Muchos compuestos son poco solubles en agua y se llaman
compuestos insolubles. Sin embargo la mayoría de los
compuestos se disuelve hasta un cierto grado en agua.
➢Los compuestos que se disuelven en agua hasta el nivel
de 0,02 M o más se clasifican en compuestos solubles.
➢Los compuestos poco solubles en agua, establecen
equilibrios heterogéneos en soluciones saturadas. Los
equilibrios heterogéneos se establecen entre el compuesto
sólido sin disolver y sus iones en solución
➢ Solución saturada: es aquella que contiene la máxima
cantidad de soluto que una determinada masa de solvente
puede disolver a una dada temperatura.
➢ Solubilidad: es la concentración de una solución saturada.
➢ Solubilidad molar: son los moles de soluto disueltos en un litro
de solución saturada.
EQUILIBRIO QUÍMICO
EQUILIBRIO HETEROGENEO
Recordar…..
Este equilibrio entre el sólido y sus iones disueltos 
en una solución saturada se denomina
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD
)(
2
4)(
2
)(4 acacs
SOBaBaSO
−+ +
AB(s) A+(ac) + B-(ac)
EQUILIBRIO QUÍMICO
EQUILIBRIO HETEROGENEO
Las reacciones de precipitación, 
consisten en la formación de un 
compuesto no soluble, llamado 
precipitado, producido al mezclar dos 
disoluciones diferentes, cada una de las 
cuales aportará un ion a dicho 
precipitado, es decir, una reacción de 
precipitación tiene lugar cuando uno o 
más reactivos, combinándose llegan a 
generar un producto insoluble. 
“ En la solución saturada de un sólido poco soluble el equilibrio de 
solubilidad se alcanza cuando la velocidad de disolución es 
igual a la velocidad de precipitación.”
iónprecipitacdisolución vv =
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
Ag2SO4(s) 2 Ag
+
(ac) + SO4
2-
(ac)
La constante de equilibrio del equilibrio de
solubilidad de una sal se designa como su 
constante de producto de solubilidad Kps o
Simplemente producto de solubilidad
Kps = [Ag+ ]2 [ SO4
2- ]
Ag2SO4(s) 2 Ag
+
(ac) + SO4
2-
(ac)
2 S S
Por consiguiente 
Kps = [2 S]2 [S] = 4S3 =
Dato de tabla
3
4
psK
S =
5104,1 −
EJERCICIOS
*La solubilidad del AgBr es 0.00014 g/L a 25ºC. 
Calcular el producto de solubilidad de la sal.
*El Producto de solubilidad del oxalato de
magnesio: MgC2O4 es 8.6.10
-5. Calcular su 
solubilidad en g/L.
*El Kps del PbI2 a 25 ºC es 9.6.10
-9 . Calcular la
solubilidad en g/L.
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
MODIFICACIONES DE LA SOLUBILIDAD
Se puede modificar la solubilidad de
un determinado compuesto ???????
a) EFECTO DEL ION COMÚN.
a) AGREGADO DE IONES QUE REACCIONEN CON LOS IONES DEL 
COMPUESTO POCO SOLUBLE.
EFECTO DEL ION COMÚN.
La solubilidad de un compuesto es menor
en una solución que contiene un ion en
común con el compuesto, que en agua
pura (siempre y cuando no se produzca
otra reacción debido a la presencia del ion
común).
Si tenemos una solución acuosa saturada de Ag2CrO4 a 25° C.
Ag2CrO4 2Ag
+ + CrO4
2-
2S + S 
Kps= 1,1x10-12 =[ 2S]2[S]=4S3
S=6,5x10-5 M 
(esta es la solubilidad MOLAR en agua pura)
EFECTO DEL ION COMÚN.
Si agregamos una solución acuosa de Na2CrO4, a la solución saturada de
Ag2CrO4, perturbamos el sistema que estaba en equilibrio.
El Na2CrO4 es un electrolito fuerte, se disocia totalmente en sus iones al
disolverse en agua.
Na2CrO4 2 Na
+ + CrO4
2-
Inicial 1x10-3 M 0 0
Final 0 2x10-3 M 1x10-3 M
EFECTO DEL ION COMÚN.
El resultado se podría predecir aplicando el principio de Le 
Châtelier-Brown, la perturbación producida es el agregado de 
producto por lo tanto el sistema se desplaza hacia los reactivos para 
minimizar la perturbación y alcanzar un nuevo estado de equilibrio. 
Al desplazarse hacia los reactivos se vuelve a formar precipitado 
disminuyendo la concentración de iones disueltos, es decir que la 
solubilidad disminuye.
Ag2CrO4 (S) 2Ag
+ (ac) + CrO4
2 - (ac) 
EFECTO DEL ION COMÚN.
AGREGADO DE IONES QUE REACCIONEN CON LOS IONES DEL 
COMPUESTO POCO SOLUBLE.
Si tenemos una solución saturada de Pb(OH)2 y agregamos 
HCl(ac). ¿Qué ocurre con la solubilidad del Pb(OH)2 ?
Pb(OH)2 (s) Pb
2+ 
(ac) + 2OH
-
(ac)
HCl(ac) Cl
-
(ac) + H
+
OH- + H+ H2O
En este caso los H+ aportados por el ácido reaccionan con los OH-
generando H2O, es decir estaríamos perturbando el sistema eliminando 
producto (OH-), por lo tanto el sistema evoluciona hacia los productos 
generando más iones Pb2+ y OH-, disminuyendo la cantidad de sólido (es 
decir se disuelve más sólido) por lo tanto aumenta la solubilidad.
PREDICCIÓN DE REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
 Se forma precipitado si Q>Kps
 No existe precipitación si Q<Kps
 La disolución está saturada si Q= Kps.
PRECIPITACIÓN FRACCIONADA
Se produce cuando en una solución 
hay dos o más iones que forman 
compuestos iónicos poco solubles al 
agregarle a la solución un anión o 
catión con los cuales estos iones 
precipitan.
Ejemplo: Se tiene disueltos NaCl y NaBr en 
concentraciones 0,02 M, si se agrega lentamente 
AgNO3 (ac) ¿Qué compuesto precipita primero?
PRECIPITACIÓN FRACCIONADA
FIN